การจัดเรียงอิเล็คตรอน

การจัดเรียงอิเล็คตรอน

เลขควอนตัม

1.ระดับพลังงานหลัก

เป็นระดับพลังงานชั้นใหญ่ๆ ของอิเล็กตรอน ระดับพลังงานชั้นในสุดหรือระดับพลังงานที่ n=1 จะมีอิเล็กตรอนได้มากที่สุด 2 ตัว ระดับชั้นถัดมา 2,3,4จะมีได้มากที่สุด 8,18 และ 32 ตามลำดับ โดยระดับพลังงานที่มากกว่า 4 ขึ้นไปก็จะมีได้มากที่สุดเพียง 32 ตัวเท่านั้น

2.ระดับพลังงานย่อย

ระดับพลังงานย่อย อีกชื่อหนึ่งคือ ออร์บิทัล (Orbital) เป็นระดับพลังงานย่อยที่อยู่ในแต่ละระดับพลังงานใหญ่ โดยระดับพลังงานย่อยจะมี 4 ประเภทใหญ่ คือ s,p,d และ f และแต่ละชนิดก็จะมีรูปร่างต่างกันอีก ดังตาราง

ระดับพลังงานหลัก	ชนิดของออร์บิทัลที่มีได้
1	s
2	s p
3	s p d
4	s p d f
5	s p d f g*

ออร์บิทัล g ยังไม่มีการค้นพบ เนื่องจากในการจัดเรียงอิเล็กตรอน จะมีการซ้อนเหลื่อมกัน

ของแต่ละออร์บิทัลที่ต่างชั้นระดับพลังงานหลักกัน ทำให้ในการจัดเรียงอิเล็กตรอนแทนที่จะออกมาเป็นดังนี้

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 5g 6s...

กลับกลายเป็น 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s ... ทำให้ธาตุที่ค้นพบปัจจุบันนี้ยังไม่มีจำนวนอิเล็กตรอนที่มากพอจะถึงชั้น g

เพิ่มเติม ออร์บิทัลเหล่านี้ เมื่อดูจากตารางธาตุ จะพบว่าธาตุในตารางธาตุมีการจัดเรียงเวเลนซ์อิเล็กตรอนตามออร์บิทัลด้วย โดยธาตุ 2 หมู่ซ้ายสุด จะอยู่ในออร์บิทัล s หมู่ IIIA - VIIIA จะอยู่ในออร์บิทัล p ธาตุแทรนซิชันชั้นในทั้งหมดอยู่ในออร์บิทัล d และอนุกรมแลนทาไนด์-แอกทิไนด์ อยู่ในออร์บิทัล f

3.เลขควอนตัมแม่เหล็ก

การเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนรอบนิวเคลียสเหมือนกระแสไฟฟ้า (กระแสอิเล็กตรอน) วิ่งเป็นวงซึ่งจะทำให้เกิดสนามแม่เหล็กเหนี่ยวนำขึ้น ดังนั้นอิเล็กตรอนที่อยู่ในอะตอมจะมีสมบัติของความเป็นแม่เหล็กและมีพลังงานเป็นชุดๆ โดยแต่ละชุดจะมีพลังงานเท่ากันแต่จะมีพลังงานแตกต่างกัน ถ้าอยู่ในสนามแม่เหล็กภายนอก

ml ขึ้นกับค่า l โดยจะมีค่าระหว่างๅ l และ -l เช่น

l=o (s) ml มีได้ 1 ค่า คือ 0

l=1 (p) ml มีได้ (2 x 1) + 1 = 3 ค่า คือ +1, 0,-1

l=2 (d) ml มีได้ (2 x 2) + 1 = 3 ค่า คือ +2, +1, 0,-1, -2

l=3 (f) ml มีได้ (2 x 3) + 1 = 3 ค่า คือ +3, +2, +1, 0,-1, -2,-3

เมื่อ l ค่าเดียวกัน ระดับพลังงานของ ml จะแตกต่างกันในสนามแม่เหล็กภายนอก ตัวอย่างเช่น l = 1 (p) ml มีค่าได้ 3 ค่า คือ +1, 0,-1

ในสนามแม่เหล็กภายนอกระดับพลังงานจะแตกต่างกัน และมีค่าเรียงกันจากน้อยไปมากดังนี้ +1, 0, -1

4.เลขควอนตัมสปิน

เกี่ยวข้องกับโมเมนตัมเชิงมุมภายในของอิเล็กตรอน เนื่องจากอิเล็กตรอนมีสปิน หรือการหมุนรอบแกนตัวเอง อิเล็กตรอนซึ่งเป็นอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าหมุนรอบแกนตัวเอง อิเล็กตรอนก็จะเหมือนแท่งแม่เหล็กเล็กๆ เมื่ออยู่ในสนามแม่เหล็กภายนอกจะมีการจัดตัวเป็นสองแบบที่ต่างกัน คือ สปินขึ้น (spin up) และสปินลง (spin down) จึงทำให้ ms มีค่าได้ 2 ค่า คือ +1/2 และ -1/2

อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะมีเลขควอนตัมทั้งสี่ชนิดนี้เป็นชุดหนึ่งชุดใดโดยเฉพาะที่ไม่ซ้ำกัน เลขควอนตัมแต่ละชุดนั้นจะตรงกับฟังก์ชันคลื่นของอิเล็กตรอน ซึ่งเป็นสิ่งกำหนดสถานะและพลังงานของอิเล็กตรอนแต่ละตัว

ตารางแสดงเลขควอนตัมของอิเล็กตรอน ในระดับ n = 1 และ n = 2

ตารางธาตุ

ตารางธาตุ (Periodic table)

เนื่องจากมีการค้นพบธาตุจำนวนมาก จึงมีการจัดธาตุเป็นกลุ่มๆ เพื่อให้สะดวกต่อการใช้ และง่ายต่อ

การจดจำ โดยทั่วไปจะจัดธาตุที่มีสมบัติเหมือนกันให้อยู่ในหมวดหมู่เดียวกัน เรียกว่า “ตารางธาตุ”

ในปี ค.ศ. 1817 โยฮันน์ เดอเบอไรเนอร์ ได้จัดธาตุเป็นกลุ่ม กลุ่มละ 3 ธาตุตามสมบัติที่คล้ายคลึงกัน

เรียกว่า ชุดสาม (Triads) โดยพบว่าธาตุที่อยู่ตรงกลางจะมีมวลอะตอมเท่ากับมวลอะตอมเฉลี่ยของธาตุอีก 2 ธาตุ ในปี ค.ศ. 1864 จอห์น นิวแลนด์ส เสนอว่าถ้าเรียงธาตุตามมวลอะตอม ธาตุที่ 8 จะมีสมบัติคล้ายกับธาตุที่ 1 เสมอ (ไม่รวมไฮโดรเจนและแก๊สเฉื่อย) ในปี ค.ศ. 1869 ยูลิอุส โลทร์ ไมเออร์ และดิมิทรี อิวาโนวิช เมนเดเลเอฟ ได้จัดหมวดหมู่ของธาตุต่างๆ โดยใช้มวลอะตอมมาเรียงจากน้อยไปมาก และพบว่าสมบัติต่างๆ ของธาตุจะสัมพันธ์กับมวลอะตอมของธาตุ เรียกว่า “กฎพีริออดิก” (Periodic Law) โดยกฎนี้กล่าวไว้ว่า “สมบัติของธาตุเป็นไปตามมวลอะตอมของธาตุโดยเปลี่ยนแปลงเป็นช่วงๆ ตามมวลอะตอมที่เพิ่มขึ้น” ซึ่งเมนเดเลเอฟได้จัดธาตุตามสมบัติคล้ายกันให้อยู่ในแถว (หมู่)เดียวกัน โดยพยายามเรียงตามมวลอะตอมจากน้อยไปมาก เรียกว่า “ตารางพีริออดิก”ต่อมาในปี ค.ศ. 1913 เฮนรี่ ไมสลีย์ ได้จัดเรียงธาตุตามลำดับเลขอะตอม ซึ่งสอดคล้องกับกฎพีริออดิก ในปัจจุบัน กฎพีริออดิกมีใจความว่า “สมบัติต่างๆ ของธาตุจะขึ้นอยู่กับเลขอะตอมของธาตุนั้น และขึ้นอยู่กับการจัดอิเล็กตรอนของธาตุเหล่านั้น”

ตารางธาตุในปัจจุบันมีวิวัฒนาการมาจากการศึกษาของดิมิทรี เมนเดเลเอฟและยูลิอุส ไมเออร์

ตารางธาตุในปัจจุบันมีลักษณะดังนี้

1. การจัดเรียงธาตุเรียงตามลำดับเลขอะตอมที่เพิ่มขึ้น จากซ้าย → ขวา และบน → ล่าง

2. ธาตุเรียงกันเป็นแถวตามแนวนอน เรียกว่า คาบ (period) เลขคาบบอกจำนวนระดับชั้นพลังงาน เช่น

คาบที่ 1 (เริ่มจาก H) มี 1 ระดับพลังงาน

คาบที่ 2 (เริ่มจาก Li) มี 2 ระดับพลังงาน

3. ธาตุเรียงในแนวตั้ง เรียกว่า หมู่ (group) เลขหมู่บอกจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอน

ธาตุแบ่งออกเป็น 2 พวกใหญ่ๆ คือ ธาตุเรพรีเซนเททีฟ (หมู่ IA - VIIIA) และธาตุแทรนซิชัน

(หมู่ IIIB - IIB)

แบบจำลองอะตอม

แนวคิดแบบจำลองอะตอม

คำว่า "อะตอม" เป็นคำซึ่งมาจากภาษากรีกแปลว่าสิ่งที่เล็กที่สุด ซึ่งนักปราชญ์ชาวกรีกโบราณที่ชื่อ ลูซิพปุส (Leucippus) และดิโมคริตุส (Democritus) ใช้สำหรับเรียกหน่วยที่เล็กที่สุดของสสาร ที่ไม่สามารถแบ่งแยกต่อไปได้อีก โดยเขาได้พยายามศึกษาเกี่ยวกับวัตถุที่มีขนาดเล็ก (ฟิสิกส์ระดับจุลภาค, microscopic) และมีแนวคิดเกี่ยวกับโครงสร้างของสสารว่า สสารทั้งหลายประกอบด้วยอนุภาคที่เล็กที่สุด จะไม่สามารถมองเห็นได้ และจะไม่สามารถแบ่งแยกให้เล็กลงกว่านั้นได้อีก แต่ในสมัยนั้นก็ยังไม่มีการทดลอง เพื่อพิสูจน์และสนับสนุนแนวความคิดดังกล่าว

ต่อมาวิทยาศาสตร์ได้เจริญก้าวหน้าขึ้น และนักวิทยาศาสตร์ก็พยายามทำการ ทดลองค้นหาคำตอบเกี่ยวกับเรื่องนี้ในรูปแบบต่างๆตลอดมา จนกระทั่งเกิดทฤษฎีอะตอมขึ้นมาในปี ค.ศ.1808 จากแนวความคิดของจอห์น ดาลตัน (John Dalton) ผู้เสนอสมมติฐานเกี่ยวกับแบบจำลองอะตอม และเป็นที่ยอมรับและสนับสนุนจากนักวิทยาศาสตร์ในสมัยนั้น โดยทฤษฎีอะตอมของดาลตันได้กล่าวไว้ว่า

1. สสารประกอบด้วยอะตอม ซึ่งเป็นหน่วยที่เล็กที่สุด แบ่งแยกต่อไปอีกไม่ได้ และไม่สามารถสร้างขึ้นหรือทำให้สูญหายไป

2. ธาตุเดียวกันประกอบด้วยอะตอมชนิดเดียวกัน มีมวลและคุณสมบัติเหมือนกัน แต่จะแตกต่างจากธาตุอื่น

3. สารประกอบเกิดจากการรวมตัวของอะตอมของธาตุตั้งแต่ 2 ชนิดขึ้นไปด้วยสัดส่วนที่คงที่

4. อะตอมของธาตุแต่ละชนิดจะมีรูปร่างและน้ำหนักเฉพาะตัว

5. น้ำหนักของธาตุที่รวมกัน ก็คือน้ำหนักของอะตอมทั้งหลายของธาตุที่รวมกัน

ในปลายคริสต์ศตวรรษที่ 19 ได้มีการค้นพบรังสีชนิดหนึ่ง ซึ่งเรียกว่า รังสีแคโทด (cathode ray) ที่ได้จากการทดลองของนักวิทยาศาสตร์ชื่อ Julius Plicker ซึ่งใช้หลอดแก้วที่สูบอากาศออก และมีอิเล็กโตรด 2 อันอยู่คนละข้าง (แอโนดเป็นขั้วไฟฟ้าบวก และแคโทดเป็นขั้วไฟฟ้าลบ) ของหลอดแก้ว และต่อไปยังไฟฟ้าที่มีศักย์สูง ทำให้เกิดรังสีขึ้นภายในหลอดแก้ว เรียกว่า รังสีแคโทด

และในปี 1897 ได้มีผู้ทำการทดลองเกี่ยวกับรังสีแคโทดนี้ โดยค้นพบว่ามีอนุภาคที่มีประจุไฟฟ้าลบ ซึ่งต่อมาเรียกว่า "อิเล็กตรอน" จากรังสีแคโทด เขาผู้นี้คือ เซอร์โจเซฟ จอห์น ทอมสัน ( Sir Joseph John Thomson ) ดังนั้นความเชื่อที่เข้าใจกันว่าอะตอมแบ่งแยกอีกไม่ได้ จึงไม่ถูกต้องอีกต่อไป และ ทอมสันได้เสนอแบบจำลองอะตอมขึ้นใหม่ ดังนี้ "อะตอมมีลักษณะเป็นรูปทรงกลมประกอบด้วยอนุภาคที่มีประจุบวก และมีอิเล็กตรอนซึ่งมีประจุไฟฟ้าลบ อะตอมโดยปกติอยู่ในสภาพเป็นกลางทางไฟฟ้า ซึ่งทำให้ทั้งสองประจุนี้มีจำนวนเท่ากันและกระจายอยู่ทั่วไปอย่างสม่ำเสมอภายในอะตอม โดยมีการจัดเรียงที่ทำให้อะตอมมีสภาพเสถียรมากที่สุด"

แต่แบบจำลองอะตอมของทอมสันนี้ยังไม่สามารถอธิบายข้อสงสัยบางอย่างได้ เช่น ประจุไฟฟ้าบวก อยู่กันได้อย่างไรในอะตอม และ ไม่สามารถอธิบายคุณสมบัติอื่นๆของอะตอม ตัวอย่างเช่น สเปกตรัมที่แผ่ออกมาจากธาตุ จึงมีนักวิทยาศาสตร์รุ่นต่อมาค้นคว้าและทดลองเพื่อหาข้อเท็จจริงต่อมา และปัจจุบันก็ได้ทราบว่าแบบจำลองนี้ไม่ถูกต้อง

แบบจำลองรัทเธอร์ฟอร์ด

เออร์เนสต์ รัทเธอร์ฟอร์ด ได้ทำการทดลองยิงอนุภาคแอลฟา ( นิวเคลียสของอะตอมฮีเลียม ) ไปที่แผ่นโลหะบาง ในปี พ.ศ.2449 และพบว่าอนุภาคนี้ สามารถวิ่งผ่านได้เป็นจำนวนมาก แต่จะมีเพียงส่วนน้อยที่เป็นอนุภาคที่กระเจิง ( การที่อนุภาคเบนจากแนวการเคลื่อนที่จากที่เดิมไปยังทิศทางต่างๆกัน ) ไปจากแนวเดิมหรือสะท้อนกลับทางเดิม

จากการทดลองนี้ รัทเธอร์ฟอร์ดจึงได้เสนอแบบจำลองอะตอมว่า " อะตอมมีลักษณะโปร่ง ประกอบด้วยประจุไฟฟ้าบวกที่รวมกันอยู่ที่ศูนย์กลางเรียกว่า นิวเคลียส ซึ่งถือว่าเป็นที่รวมของมวลเกือบทั้งหมดของอะตอม โดยมีอิเล็กตรอนเคลื่อนที่รอบๆนิวเคลียสด้วยระยะห่างจากนิวเคลียสมาก เมื่อเทียบกับขนาดของนิวเคลียส และระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอนเป็นที่ว่างเปล่า" แต่แบบจำลองนี้ยังมีข้อกังขาที่ยังไม่สามารถหาคำตอบได้คือ

1.อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่โดยมีความเร่งจะแผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมา ทำให้พลังงานจลน์ลดลง ทำไมอิเล็กตรอนวิ่งวนรอบนิวเคลียสตามแบบจำลองของรัทเธอร์ฟอร์ด จึงไม่สูญเสียพลังงาน และไปรวมอยู่ที่นิวเคลียส

2. อะตอมที่มีอิเล็กตรอนมากกว่าหนึ่งตัว เมื่อวิ่งวนรอบนิวเคลียสจะจัดการเรียงตัวอย่างไร

3. ประจุบวกที่รวมกันอยู่ในนิวเคลียส จะอยู่กันได้อย่างไร ทั้งๆที่เกิดแรงผลัก

นักวิทยาศาสตร์ได้พยายามศึกษาเรื่องเกี่ยวกับอะตอม โดยได้เสนอแบบจำลองอะตอมจากการทดลองที่เกิดขึ้น ซึ่งแบบจำลองของรัทเธอร์ฟอร์ดได้รับการยอมรับแต่ก็ยังไม่สมบูรณ์ จึงมีผู้พยายามหาคำอธิบายเพิ่มเติม โดยในปี 1913 นีล โบร์ (Niels Bohr) ได้นำทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัมมาประยุกต์ใช้ในการทดลอง เพื่อพัฒนาแบบจำลองอะตอมของรัทเธอร์ฟอร์ด แต่ในการทดลองของเขาสามารถอธิบายได้เฉพาะอะตอมของไฮโดรเจนที่มีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว โดยได้เสนอแบบจำลองอะตอมของไฮโดรเจนว่า

1. อิเล็กตรอนจะวิ่งวนเป็นวงกลมรอบนิวเคลียส โดยมีวงโคจรบางวงที่มีอิเล็กตรอนไม่แผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมาในวงโคจรดังกล่าว

2. อิเล็กตรอนจะรับหรือปล่อยพลังงานออกมา เมื่อมีการเปลี่ยนวงโคจรที่กล่าวในข้อที่ 1 พลังงานที่อิเล็กตรอนรับหรือปล่อยออกมาจะอยู่ในรูปคลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า

ซึ่งสมมติฐานของโบร์ สามารถอธิบายปัญหาปรากฏการณ์ของอะตอมไฮโดรเจนได้ คือ

1. เหตุผลที่อิเล็กตรอนโคจรรอบนิวเคลียสของไฮโดรเจนได้โดยไม่แผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้า เพราะอิเล็กตรอนโคจรในระดับพลังงานของอะตอมบางวง ซึ่งวงในสุดจะเสถียร

2. สเปกตรัมของไฮโดรเจนเกิดจากการเปลี่ยนระดับพลังงานของอิเล็กตรอน จากสถานะกระตุ้นมายังสถานะต่ำกว่า หรือสถานะพื้น จะแผ่คลื่นแม่เหล็กไฟฟ้าออกมา อาจเห็นเป็นเส้นสว่างที่ไม่ต่อเนื่อง และอาจมีความถี่อื่นๆ อีกที่ตามองไม่เห็น

กลุ่มหมอกอิเล็กตรอน

อิเล็กตรอนในอะตอมถูกดึงดูดเอาไว้กับโปรตอนในนิวเคลียสด้วยแรงแม่เหล็กไฟฟ้า แรงชนิดนี้ยึดเหนี่ยวอิเล็กตรอนเอาไว้ภายในหลุมพลังงานไฟฟ้าสถิต ที่อยู่รอบๆ นิวเคลียส นั่นแสดงว่าจำเป็นต้องได้รับพลังงานจากแหล่งภายนอกเพื่อช่วยให้อิเล็กตรอนหนีออกไปได้ ยิ่งอิเล็กตรอนอยู่ใกล้กับนิวเคลียสมากเท่าใด แรงดึงดูดนี้ก็ยิ่งมากขึ้น ดังนั้นอิเล็กตรอนที่อยู่ใกล้ศูนย์กลางของหลุมพลังงานจำเป็นต้องใช้พลังงานมากกว่าเพื่อจะหนีออกมาได้

เช่นเดียวกับอนุภาคอื่น อิเล็กตรอนมีคุณสมบัติแบบทวิภาค คือเป็นทั้งอนุภาคและเป็นทั้งคลื่น เมฆอิเล็กตรอนเป็นบริเวณภายในหลุมพลังงานที่อิเล็กตรอนแต่ละตัวจะสร้างคลื่นนิ่ง 3 มิติประเภทหนึ่งขึ้น อันเป็นรูปคลื่นที่ไม่เคลื่อนที่ตามนิวเคลียส พฤติกรรมนี้ถูกกำหนดจากออร์บิทัลของอะตอมซึ่งเป็นฟังก์ชันคณิตศาสตร์ที่แสดงคุณสมบัติความเป็นไปได้ที่อิเล็กตรอนจะปรากฏตัวขึ้นที่จุดเฉพาะหนึ่งๆ ขณะที่ถูกวัดตำแหน่ง รอบๆ นิวเคลียสจะมีออร์บิทัลที่ไม่ต่อเนื่องกันล้อมรอบอยู่ในลักษณะของควอนตา ทั้งนี้เพราะรูปแบบคลื่นอื่นที่เป็นไปได้จะสลายตัวไปอย่างรวดเร็วเข้าสู่สถานะที่เสถียรมากกว่า ออร์บิทัลอาจมีลักษณะวงแหวนหนึ่งวง หลายวง หรือเป็นโครงสร้างโหนดก็ได้ ซึ่งมีความแตกต่างจากออร์บิทัลอื่นๆ ทั้งด้านขนาด รูปร่าง และศูนย์กลาง

ออร์บิทัลอะตอมแต่ละแบบจะสอดคล้องกับระดับพลังงานเฉพาะของอิเล็กตรอนค่าหนึ่งๆ อิเล็กตรอนสามารถเปลี่ยนสถานะของมันไปยังระดับพลังงานที่สูงกว่าได้โดยการดูดซับโฟตอนที่มีพลังงานเพียงพอจะยกระดับตัวมันขึ้นไปสู่สถานะควอนตัมใหม่ ในทางกลับกัน กระบวนการปลดปล่อยรังสีด้วยตัวเองทำให้อิเล็กตรอนที่ระดับพลังงานสูงสามารถลดระดับพลังงานลงไปยังสถานะที่ต่ำกว่าได้ขณะที่แผ่พลังงานส่วนเกินออกไปเป็นโฟตอน คุณลักษณะของค่าพลังงานที่กำหนดจากสถานะควอนตัมที่แตกต่างกันนี้ เป็นสาเหตุของการเกิดเส้นเสปคตรัม

ปริมาณพลังงานที่จำเป็นต้องใช้ (ทั้งแบบเพิ่มเข้าไปหรือปลดปล่อยออกมา) ในการเปลี่ยนสถานะของอิเล็กตรอนนี้น้อยกว่าพลังงานยึดเหนี่ยวของนิวคลีออนมาก เช่น จำเป็นต้องใช้พลังงานเพียง 13.6 eV เพื่อให้อิเล็กตรอนจากอะตอมของไฮโดรเจนเปลี่ยนระดับลงไปยังสถานะพื้น เทียบกับพลังงาน 2.23ล้าน eV ในการแยกนิวเคลียสของดิวเทอเรียมอะตอมมีประจุเป็นกลางถ้ามันมีจำนวนโปรตอนกับอิเล็กตรอนเท่ากัน อะตอมที่มีอิเล็กตรอนมากหรือน้อยกว่าปกติเรียกว่า ไอออน อิเล็กตรอนที่อยู่ไกลจากนิวเคลียสมากอาจถ่ายโอนไปยังอะตอมข้างเคียง หรืออยู่ร่วมระหว่างสองอะตอมก็ได้ ด้วยกลไกนี้ อะตอมจึงสามารถเกิดพันธะเคมีกลายเป็นโมเลกุลและสารประกอบเคมีอื่นๆ เช่น การเกิดผลึกแบบไอออนิกคริสตัลหรือโควาเลนต์

โครงสร้างของเมฆอิเล็กตรอนอาจเปลี่ยนแปลงไปตามจำนวนอิเล็กตรอนที่มีในกลุ่มเมฆนั้น มีวิธีการนับจำนวนอิเล็กตรอนที่แตกต่างกันอยู่จำนวนหนึ่ง เช่น กฎออกเตดหรือกฎ18อิเล็คตรอน ซึ่งโดยมากจะใช้เป็นเพียงกฎช่วยจำและไม่ได้ใช้แบบเดียวกันกับอะตอมทุกชนิด นักศึกษาใหม่ในวิชาเคมีมักถูกสอนให้จำโครงสร้างอะตอมแบบง่ายๆ เป็น 2, 8, 8, 8, 8, 8, 8, [...] ทั้งนี้เพื่อให้ลำดับการสอนทำได้ง่ายขึ้น แต่จำนวนอิเล็กตรอนในแต่ละเชลล์สำหรับอะตอมขนาดใหญ่ที่จริงแล้วมีจำนวนที่ต่างไปจากนี้ เช่น 2, 8, 18, 32, 50, 72 แต่ต้องเป็นนักศึกษาชั้นสูงจึงค่อยทำความเข้าใจกับความซับซ้อนนี้